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Enlaces químicos
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  1. 1. Enlaces químicos Los enlaces químicos mantienen unidas a las moléculas y crean conexiones temporales que son esenciales para la vida. Los tipos de enlace químico que se incluyen son covalente, iónico, así como enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión de London. Google ClassroomFacebookTwitter Correo electrónico Introducción Los seres vivos se componen de átomos, pero en la mayoría de los casos, esos átomos no están flotando por ahí individualmente. Por el contrario, generalmente están interactuando con otros átomos (o grupos de átomos). Como ejemplo, los átomos podrían estar conectados por enlaces fuertes y organizados en moléculas o cristales; o podrían formar enlaces temporales y débiles con otros átomos con los que chocan o rozan. Tanto los enlaces fuertes, que mantienen unidas a las moléculas, como los enlaces más débiles que crean conexiones temporales, son esenciales para la química de nuestros cuerpos y la existencia de la vida misma. ¿Por qué formar enlaces químicos? La respuesta fundamental es que los átomos están tratando de alcanzar el estado más estable (de menor energía) posible. Muchos átomos se vuelven estables cuando su orbital de valencia está lleno de electrones o cuando satisfacen la regla del octeto (al tener ocho electrones de valencia). Si los átomos no tienen este arreglo, "desearán" lograrlo al ganar, perder o compartir electrones mediante los enlaces. Los iones y los enlaces iónicos Algunos átomos se vuelven más estables al ganar o perder un electrón completo (o varios electrones). Cuando lo hacen, los átomos forman iones, o partículas cargadas. El ganar o perder electrones le puede dar a un átomo una capa electrónica externa llena y hacer que sea energéticamente más estable. La formación de iones Los iones pueden ser de dos tipos. Los cationes son iones positivos que se forman al perder electrones. Por ejemplo, un átomo de sodio pierde un electrón para convertirse en un catión sodio, text{Na}^+Na+start text, N, a, end text, start superscript, plus, end superscript. Los iones negativos se forman al ganar electrones y se llaman aniones. Los aniones reciben nombres que terminan en "-uro"; por ejemplo, el anión del cloro (text{Cl}^-Cl−start text, C, l, end text, start superscript, minus, end superscript) se llama cloruro. Cuando un átomo pierde un electrón y otro átomo gana un electrón, el proceso se conoce como transferencia de electrones. Los átomos de sodio y de cloro son un buen ejemplo de transferencia de electrones. El sodio (Na) solo tiene un electrón en su capa electrónica externa, por lo que es más fácil (más electrónicamente estable) que el sodio done ese electrón a que encuentre siete electrónes más para llenar su capa externa. Debido a esto, el sodio tiende a perder su único electrón y formar Na^++start superscript, plus, end superscript.
  2. 2. Por otra parte, el cloro (Cl), tiene siete electrones en su capa externa. En este caso, es más fácil para el cloro ganar un electrón que perder siete, entonces tiende a tomar un electrón y contertirse en Cl^-−start superscript, minus, end superscript. El sodio transfiere uno de sus electrones de valencia al cloro, lo que resulta en la formación de un ion sodio (que no tiene electrones en su tercera capa, lo que significa que su segunda capa está completa) y un ion cloruro (con ocho electrones en su tercera capa, lo que le da un octeto estable). Crédito de la imagen: OpenStax Biología Cuando se combinan el sodio y el cloro, el sodio donará su electrón para vaciar su capa más externa, y el cloro aceptará ese electrón para llenar la suya. Ahora ambos iones satisfacen la regla del octeto y tienen capas externas completas. Dado que el número de electrones ya no es igual al número de protones, cada átomo se ha convertido en un ion y tiene una carga +1 (Na^++start superscript, plus, end superscript) o –1 (Cl^-−start superscript, minus, end superscript) En general, un átomo debe perder un electrón al mismo tiempo que otro átomo gana un electrón: para que un átomo de sodio pierda un electrón, necesita tener un receptor adecuado como un átomo de cloro. La formación de un enlace iónico Los enlaces iónicos son enlaces que se forman entre iones con cargas opuestas. Por ejemplo, los iones sodio cargados positivamente y los iones cloruro cargados negativamente se atraen entre sí para formar cloruro de sodio o sal de mesa. La sal de mesa, al igual que muchos compuestos iónicos, no se compone solo de un ion sodio y un ion de cloruro; por el contrario, contiene muchos iones acomodados en un patrón tridimensional predecible y repetido (un cristal).^11start superscript, 1, end superscript En la fisiología, ciertos iones se conocen como electrolitos (como sodio, potasio y calcio). Estos iones son necesarios para la conducción de impulsos nerviosos, la contracción muscular y el equilibrio de agua. Muchas bebidas deportivas y suplementos dietéticos proporcionan iones para reponer aquellos que se pierden durante el ejercicio por la sudoración. Enlaces covalentes Otra manera como los átomos se vuelven más estables es al compartir electrones (en lugar de ganarlos o perderlos por completo), formando así enlaces covalentes. Estos enlaces son mas comunes que los enlaces iónicos en las moléculas de los organismos vivos. Por ejemplo, los enlaces iónicos son clave para la estructura de las moléculas orgánicas basadas en el carbono, como nuestro ADN y proteínas. También hay enlaces covalentes en moléculas inorgánicas más pequeñas, tales como text H_2text OH2Ostart text, H, end text,
  3. 3. start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, text {CO}_2CO2start text, C, O, end text, start subscript, 2, end subscript, y text {O}_2O2start text, O, end text, start subscript, 2, end subscript. Se pueden compartir uno, dos o tres pares de electrones, lo que resulta en enlaces simples, dobles o triples, respectivamente. Entre más electrones compartan dos átomos, más fuerte será el enlace. Como ejemplo de enlace covalente, examinemos el agua. Una sola molécula de agua, text H_2text OH2Ostart text, H, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, O, end text, está compuesta de dos átomos de hidrógeno unidos a un átmo de oxígeno. Cada hidrógeno comparte un electrón con el oxígeno y el oxígeno comparte uno de sus electrones con cada hidrógeno: Átomos de hidrógeno que comparten electrones con un átomo de oxígeno para formar enlaces covalentes al crear una molécula de agua Crédito de la imagen: OpenStax Biología Los electrones compartidos dividen su tiempo entre las capas de valencia de los átomos de hidrógeno y oxígeno, y le dan a cada átomo algo que se parece a una capa de valencia completa (dos electrones para el H, y ocho para el O). Esto hace que una molécula de agua sea mucho más estable de lo que serían los átomos que la componen por sí solos. Enlaces covalentes polares Hay dos tipos principales de enlaces covalentes: polar y no polar. En un enlace covalente polar, los electrones se comparten de forma no equitativa entre los átomos y pasan más tiempo cerca de un átomo que del otro. Debido a la distribución desigual de electrones entre los átomos de diferentes elementos, aparecen cargas ligeramente positivas (δ+) y ligeramente negativas (δ–) en distintas partes de la molécula. En una molécula de agua (arriba), el enlace que une al oxígeno con cada hidrógeno es un enlace polar. El oxígeno es un átomo mucho más electronegativo que el hidrógeno, por lo que el oxígeno del agua tiene una carga parcialmente negativa (tiene una densidad de electrones alta), mientras que los hidrógenos llevan cargas parcialmente positivas (tienen una densidad electrónica baja). En general, la electronegatividad relativa de los dos átomos en un enlace, es decir su tendencia a acaparar los electrones compartidos, determinará si el enlace es polar o no polar. Siempre que un elemento sea significativamente más electronegativo que otro, el enlace
  4. 4. entre ellos será polar; esto significa que uno de sus extremos tendrá una carga ligeramente positiva y el otro una carga ligeramente negativa. Enlaces covalentes no polares Los enlaces covalentes no polares se forman entre dos átomos del mismo elemento o entre átomos de diferentes elementos que comparten electrones de manera más o menos equitativa. Por ejemplo, el oxígeno molecular (text {O}_2O2start text, O, end text, start subscript, 2, end subscript) no es polar porque los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos de oxígeno. Otro ejemplo de enlace covalente no polar puede encontrarse en el metano (text {CH}_4CH4start text, C, H, end text, start subscript, 4, end subscript). El carbono tiene cuatro electrones en su capa exterior y requiere cuatro más para volverse un octeto estable. Los consigue al compartir electrones con cuatro átomos de hidrógeno, cada uno de los cuales le provee de un electrón. Del mismo modo, los átomos de hidrógeno necesitan un electrón adicional cada uno para llenar su capa más externa, los cuales reciben en forma de electrones compartidos del carbono. Aunque el carbono y el hidrógeno no tienen exactamente la misma electronegatividad, son bastante similares, así que los enlaces carbono-hidrógeno se consideran no polares. Tabla que muestra al agua y al metano como ejemplos de moléculas con enlaces polares y no polares, respectivamente Imagen modificada de OpenStax, Biología Enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión de London Tanto el enlace covalente como el iónico se consideran enlaces fuertes. Sin embargo, también se pueden formar otros tipos de enlace más temporales entre átomos o moléculas. Dos tipos de enlaces débiles que se ven con frecuencia en la biología son los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de London.
  5. 5. Sin el afán de ser demasiado dramático, pero sin estos dos tipos de enlace, la vida como la conocemos ¡no existiría! Por ejemplo, los enlaces de hidrógeno proporcionan muchas de las propiedades del agua que sostienen la vida, y estabilizan las estrucutras de las proteínas y el ADN, ambos ingredientes clave de las células. Enlaces de hidrógeno En un enlace covalente polar que contiene hidrógeno (por ejemplo, un enlace O-H en una molécula de agua), el hidrógeno tendrá una ligera carga positiva porque el otro elemento jala los electrones de enlace más fuertemente. Debido a esta leve carga positiva, el hidrógeno será atraído a cualquier carga negativa vecina. Esta interacción se llama un enlace de hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno son comunes, y las moléculas de agua en particular forman muchos de ellos. Los enlaces de hidrógeno individuales son débiles y se rompen fácilmente, pero muchos enlaces de hidrógeno juntos pueden ser muy fuertes. Fuerzas de dispersión de London Como los enlaces de hidrógeno, las fuerzas de dispersión de London son atracciones débiles entre las moléculas. Sin embargo, a diferencia de los enlaces del hidrógeno, pueden ocurrir entre átomos o moléculas de cualquier tipo y dependen de desequilibrios temporales en la distribución de electrones. ¿Cómo funciona eso? Puesto que los electrones están en constante movimiento, habrá momentos en los cuales los electrones en un átomo o molécula estén agrupados juntos, lo que crea una carga parcialmente negativa en una parte de la molécula (y una carga parcialmente positiva en otra). Si una molécula con este tipo de desequilibrio de cargas está muy cerca de otra molécula, puede causar una redistribución de cargas similar en la segundo molécula, y las cargas positivas y negativas temporales de las dos moléculas se atraerán entre sí.^22squared Los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de dispersión de London son ejemplos de fuerzas de van der Waals, un término general para las interacciones intermoleculares que no implican enlaces covalentes ni iones.^33cubed Algunos libros de texto usan el término "fuerzas de van der Waals" para referirse solo a las fuerzas de dispersión de London, así que asegúrate de conocer qué definición usa tu libro de texto o tu maestro. ¿Cómo funciona eso en una célula? Tanto los enlaces fuertes como los débiles tienen papeles clave en la química de nuestras células y cuerpos. Por ejemplo, los componentes fundamentales químicos que conforman una hebra de ADN están unidos por enlaces covalentes fuertes. Sin embargo, las dos hebras de la doble hélice de ADN están unidas por enlaces de hidrógeno más débiles. Estos enlaces débiles mantienen estable al ADN, pero también permiten que se abra para ser copiado y utilizado por la célula.
  6. 6. De manera más general, los enlaces entre los iones, moléculas de agua y moléculas polares, continuamente se están formando y rompiendo en el ambiente acuoso de una células. En este medio, las moléculas de distintos tipos pueden interactuar entre sí mediante atracciones débiles basadas en las cargas. Por ejemplo, el ion Na^++start superscript, plus, end superscript podría interactuar con una molécula de agua en un momento, y con la parte negativamente cargada de una proteína en el siguiente. Lo realmente asombroso es pensar que miles de millones de estas interacciones de enlaces químicos, fuertes y débiles, estables y temporales, ¡están sucediendo en nuestros cuerpos ahora mismo, y nos mantienen unidos como un todo y funcionando! https://es.khanacademy.org/science/ap-biology/chemistry-of-life/introduction-to-biological-macromolecules/a/chemical-bonds-article Orbital molecular En química cuántica, los orbitales moleculares son los orbitales (funciones matemáticas) que describen los estados que pueden tener los electrones en las moléculas. Los orbitales moleculares se construyen por combinación lineal de orbitales atómicos. Obtención de orbitales moleculares Algunas reglas cualitativas son:  Los orbitales moleculares se construyen a partir de los orbitales atómicos. Se van a crear tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos se solapen (se enlacen).  Los orbitales atómicos se mezclan más (es decir, contribuyen más a los mismos orbitales moleculares) si tienen energías similares. Esto ocurre en el caso de moléculas diatómicas homonucleares como el O2. Sin embargo en el caso de que se unan diferentes núcleos la desigual carga (y por tanto la carga efectiva y la electronegatividad) hacen que el orbital molecular se deforme. De esta manera los dos orbitales 1s del hidrógeno se solapan al 50% contribuyendo por igual a la formación de los dos orbitales moleculares, mientras que en el enlace H-O el oxígeno tiene un coeficiente de participación mayor y el orbital molecular se parecerá más al orbital atómico del oxigeno (según la descripción matemática de la función de onda)  Los orbitales atómicos sólo se mezclan si lo permiten las reglas de simetría: los orbitales que se transforman de acuerdo con diferentes representaciones irreducibles del grupo de simetría no se mezclan. La molécula de hidrógeno Como ejemplo simple, es ilustrativa la molécula de dihidrógeno H2, con dos átomos etiquetados H' y H". Los orbitales atómicos más bajos en energía, 1s' y 1s", no se transforman de acuerdo con la simetría de la molécula. Sin embargo, las siguientes combinaciones lineales sí lo hacen: 1s' - 1s" Combinación antisimétrica: negada por reflexión, inalterada por las otras operaciones 1s' + 1s" Combinación simétrica: inalterada por todas las operaciones En general, la combinación simétrica (llamada orbital enlazante) está más baja en energía que los orbitales originales, y la combinación antisimétrica (llamada orbital antienlazante) está más alta. Como la molécula de dihidrógeno H2 tiene dos electrones, los dos pueden ser descritos por el orbital enlazante, de forma que el sistema tiene una energía más baja (por tanto, es más estable) que dos átomos de hidrógenos libres. Esto se conoce como enlace covalente. La aproximación de orbitales moleculares como combinación lineal de orbitales atómicos (OM-CLOA) fue introducida en 1929 por Sir John Lennard-Jones. Su publicación mostró cómo derivar la estructura electrónica de las moléculas de diflúor y dioxígeno a partir de principios cuánticos. Este acercamiento cuantitativo a la teoría de orbitales moleculares representó el nacimiento de la química cuántica moderna. Tipos de orbitales moleculares Al enlazar dos átomos, los orbitales atómicos se fusionan para dar orbitales moleculares de dos tipos:
  7. 7.  Enlazantes: De menor energía que cualquiera de los orbitales atómicos a partir de los cuales se creó. Se encuentra en situación de atracción, es decir, en la región internuclear. Contribuyen al enlace de tal forma que los nucleos positivos vencen las fuerzas electrostáticas de repulsión gracias a la atracción que ejerce la nube electrónica de carga negativa que hay entre ellos hasta una distancia dada que se conoce como longitud de enlace.  Antienlazantes: De mayor energía, y en consecuencia, en estado de repulsión. Los tipos de orbitales moleculares son: 1. Orbitales σ enlazantes: Combinación de orbitales atómicos s con p (s-s p-p s-p p-s). Enlaces "sencillos" con grado de deslocalización muy pequeño. Electrones con geometría cilíndrica alrededor del eje de enlace. 2. Orbitales π enlazantes: Combinación de orbitales atómicos p perpendicuales al eje de enlace. Electrones fuertemente deslocalizados que interaccionan fácilmente con el entorno. Se distribuyen como nubes electrónicas por encima y debajo del plano de enlace. 3. Orbitales σ* antienlazantes: Versión excitada (de mayor energía) de los enlazantes. 4. Orbitales π* antienlazantes: Orbitales π de alta energía. 5. Orbitales n: Para moléculas con heteroátomos (como el N o el O, por ejemplo). Los electrones desapareados no participan en el enlace y ocupan este orbital. Los orbitales moleculares se "llenan" de electrones al igual que lo hacen los orbitales atómicos:  Por orden creciente del nivel de energía: Se llenan antes los orbitales enlazantes que los antienlazantes, siguiendo entre estos un orden creciente de energía. La molécula tenderá a rellenar los orbitales de tal modo que la situación energética sea favorable.  Siguiendo el principio de exclusión de Pauli: Cuando se forman los orbitales atómicos estos podrán albergar como máximo dos electrones, teniéndo estos espines distintos.  Aplicando la regla de máxima multiplicidad de Hund: Los orbitales moleculares degenerados (con el mismo nivel de energía) tienden a repartir los electrones desapareándolos al máximos (espines paralelos). Esto sucede para conseguir orbitales semillenos que son más estables que una subcapa llena y otra vacía debido a las intensas fuerzas repulsivas entre los electrones. Gracias a ello podemos dar explicaciones a propiedades de ciertas moléculas como el paramagnetismo del oxígeno molecular (el orbital mas externo de la molécula tiene electrones desapareados que interaccionan con un campo magnético) Según estas reglas se van completando los orbitales. Una molécula será estable si sus electrones se encuentran de forma mayoritaria en orbitales enlazantes y será inestable si se encuentran en orbitales antienlazantes:  Al combinar dos orbitales 1s del hidrógeno se obtienen dos orbitales moleculares sigma, uno enlazante (de menor energía) y otro antienlazante (de mayor energía). Los dos electrones de valencia se colocan con espines antiparalelos en el orbital σ y el orbital σ* queda vacio : la molécula es estable.  Al combinar dos orbitales 1s de helio se forman dos orbitales moleculares sigma y los cuatro electrones llenan todos los orbitales. Sin embargo los orbitales antienlazantes fuerzan a la molécula a disociarse y se vuelve inestable, por ello no existe molécula de He2. https://www.quimica.es/enciclopedia/Orbital_molecular.html INTRODUCCIÓN. Los compuestos orgánicos se encuentran formados en su mayoría por cuatro elementos: C, H, O y N, pero entre ellos el elemento que se destaca sin duda es el CARBONO. La gran cantidad de compuestos de carbono es debido a la capacidad de formar fuertes enlaces entre átomos de carbono, ya sea en cadenas abiertas o cerradas, o mediante enlaces simples, dobles o triples. Encontramos entre estos compuestos a aquellos derivados del petróleo. También se encuentran formados por carbono: los hidratos de carbono, lípidos, proteínas, ácidos nucléicos. El carbono es único en la química porque forma un número de compuestos mayor que la suma total de todos los otros elementos combinados. El grupo más grande de estos compuestos es el constituido por carbono e hidrógeno. Se estima que se conoce un mínimo de 1.000.000 de compuestos orgánicos y este número crece rápidamente cada año. Aunque la clasificación no es rigurosa, el carbono forma otra serie de compuestos considerados como inorgánicos, en un número mucho menor al de los orgánicos. Otras formas con poca cristalinidad son carbón vegetal, coque y negro de humo. El carbono químicamente puro se prepara por descomposición térmica del azúcar (sacarosa) en ausencia de aire. Las propiedades físicas y químicas del carbono dependen de la estructura cristalina del elemento.El carbono libre se encuentra en grandes depósitos como hulla, forma amorfa del elemento con otros compuestos complejos de carbono-hidrógeno-nitrógeno.
  8. 8. EL CARBONO. El rol del carbono en la estructura orgánica es proporcional el esqueleto de la molécula, éste determina el tamaño y la forma de la molécula en el tridimensional. También es capaz de formar una amplia variedad de compuestos diferentes y las diferentes formas en que se puede enlazar consigo mismo, como con otros elementos (H, O y N). Los enlaces simples entre átomos idénticos C—C y H—H son relativamente débiles. Los enlaces C—H son en promedio más fuertes. Los enlaces simples C—C y C—H muestran baja tendencia a participar en reacciones químicas, en cambio C—O y C—N que son enlaces más fuertes sufren una variedad de reacciones químicas, esto ocurre por la presencia de pares de electrones no compartidos sobre los átomos de N y O lo que hace que estos átomos sean más susceptibles de ser atacados por átomos deficientes de electrones. El carbono cuando esta unido tetrahédricamente por cuatro enlaces simples a otros cuatro carbonos o hidrógenos, no tiene pares de electrones no compartidos y por ello no es susceptible de ataque por átomos deficientes de electrones. Características del carbono: NOMBRE CARBONO Símbolo C Variedades alotrópicas Grafito, diamante Período 2 Grupo 14 Masa atómica 12,0107 Número atómico 6 Número de oxidación - 2 ; 2 ; 4 Estado de agregación Sólido Estructura electrónica 2 – 4 Electronegatividad 2,5 Energía 1º ionización (medida en eV): 11,260 Isótopos (abundancia %) 12 98,892 13 1,108 Enlaces que forma el carbono: Cada electrón del último nivel se une con un electrón del último nivel de otro átomo. En el segundo dibujo cada una de estas uniones o enlaces está representada por líneas. Cada átomo de carbono al unirse necesita completar 4 enlaces. Estructura de lewis de metano. Fórmula desarrollada del metano.
  9. 9. La serie de compuestos más sencillos que forma el carbono, se denomina alcanos, pertenece a una familia de compuestos llamados hidrocarburos de cadena lineal, ya que se encuentran formados principalmente por carbono e hidrógeno. El primero de ellos es el METANO, de Fórmula Molecular CH4 , aquí representado. APLICACIÓN AGROINDUSTRIAL El carbono está presente en la atmósfera en un 0.03% por volumen como dióxido de carbono. Varios minerales, como caliza, dolomita, yeso y mármol, tienen carbonatos. Todas las plantas y animales vivos están formados de compuestos orgánicos complejos en donde el carbono está combinado con hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros elementos. Los vestigios de plantas y animales vivos forman depósitos: de petróleo, asfalto y betún. Los depósitos de gas natural contienen compuestos formados por carbono e hidrógeno. El elemento libre tiene muchos usos, que incluyen desde las aplicaciones ornamentales del diamante en joyería hasta el pigmento de negro de humo en llantas de automóvil y tintas de imprenta. Otra forma del carbono, el grafito, se utiliza para crisoles de alta temperatura, electrodos de celda seca y de arco de luz, como puntillas de lápiz y como lubricante. El carbón vegetal, una forma amorfa del carbono, se utiliza como absorbente de gases y agente decolorante. Los compuestos de carbono tienen muchos usos. El dióxido de carbono se utiliza en la carbonatación de bebidas, en extinguidores de fuego y, en estado sólido, como enfriador (hielo seco). El monóxido de carbono se utiliza como agente reductor en muchos procesos metalúrgicos. El tetracloruro de carbono y el disulfuro de carbono son disolventes industriales importantes. El freón se utiliza en aparatos de refrigeración. El carburo de calcio se emplea para preparar acetileno; es útil para soldar y cortar metales, así como para preparar otros compuestos orgánicos. Otros carburos metálicos tienen usos importantes como refractarios y como cortadores de metal. Estructuras del carbono. Los compuestos orgánicos que contienen solo carbón e hidrogeno reciben el nombre de hidrocarburos. Se les puede dividir en dos clases principales: hidrocarburos alifáticos y aromáticos. Estas dos clases principales se puede dividir en familias, cada una de las cuales presenta propiedades características:
  10. 10. ALCANOS. Fórmula general: CnH2n+2 El conjunto de reglas en uso fue desarrollado a través de varias conferencias internacionales que se conocen como las reglas de la unión internacional de química pura y aplicada. (Reglas IUPAC) Los alcanos se clasifican en:  · Alcanos de cadena continua: Son hidrocarburos cuyos átomos de carbono de la cadena están unidos a no más de dos átomos de carbono.  · · Alcanos Ramificados: Son hidrocarburos en que los átomos de carbono de la cadena están unidos a más de dos átomos de carbono. Ejemplos: CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3 ( Pentano) Alcano de cadena continua. - Los 4 primeros miembros de la serie de hidrocarburos de cadena continua no tienen nombres sistemáticos sino nombres comunes que han sido aceptados por la IUPAC. Metano CH4 Etano CH3 - CH3 Propano CH3 - CH2 - CH3 Butano CH3 - CH2 - CH2 - CH3 Llos miembros superiores comenzando por el Pentano tienen nombres sistemáticos y estos nombres están compuestos de : 1. RAIZ: Que corresponde a un "prefijo" numérico que indica el numero de átomos de carbono de la cadena ( pent-, hex-, hept-, etc.)
  11. 11. 2. TERMINACION: Indica el grado de saturación, en este caso es "ano" y corresponde a la terminación de los hidrocarburos saturados; alcanos, ciclo alcanos. 3. PREFIJO: Distingue entre estructuras isoméricas. Entre ellos tenemos: N: indica una cadena no ramificada (Normal) ISO: Indica la presencia de un grupo (CH3)2 - CH - en el extremo de la cadena continua mas larga del hidrocarburo NEO: Indica la presencia de un grupo (CH3)3 - C - CH2 - en el extremo de la cadena continua mas larga del hidrocarburo. CICLO: se usa para hidrocarburos cíclicos. Radicales ( R), se forman al remover un átomo de hidrogeno de un hidrogenuro alifático y se nombran reemplazando la terminación ano por ilo. Ejemplos: CH3 - CH3 - CH2 - CH2 - Metilo n - propilo Los radicales se clasifican en:  Radicales primarios: si el carbono en el punto de unión está enlazado solamente a un átomo de carbono.  Radicales secundarios: si el carbono en el punto de unión esta enlazado a otros dos átomos de carbono. Para indicarlo se antepone el prefijo sec-.  Radicales terciarios: si el carbono en el punto de unión esta enlazado a otros tres átomos de carbono. Para indicarlo se antepone el prefijo ter - Ejemplo: REGLAS DE LA IUPAC. 1. Seleccionar la cadena de átomos de carbono continua más larga sobre la cual los grupos alquilicos se consideran sustituyentes. 2. Si existen dos cadenas con igual numero de átomos de carbono, elegir la que tiene mayor numero de sustituyentes. 3. Nombrar esta estructura usando como base el alcano correspondiente. 4. Enumerar la cadena empezando por un extremo y asignar a los grupos sustituyentes lo números correspondientes a sus posiciones en la cadena. Elegir la dirección para numerar la cadena de tal manera que la suma de los números correspondientes a los sustituyentes sea la mas baja. 5. En los compuestos con dos sustituyentes iguales en una misma posición el número se repite. 6. Si un mismo sustituyente aparece mas de una ves se debe nombrar de la siguiente forma: o Escribir consecutivamente los números asignados. o Anteponer el nombre del sustituyente el prefijo; di, tri, tetra, etc., según las veces que este se repita. 7. Los números se separan por coma y entre números y palabras va un guión. 8. Los números sustituyentes ramificados reciben nombres de acuerdo al sistema usado para hidrocarburos ramificados en la siguiente forma: o Usar paréntesis para separar la numeración del sustituyente de la cadena principal. o La cadena mas larga del sustituyente se enumera asignando él número uno al carbono unido a la cadena principal. 9. Al existir dos o más sustituyentes diferentes presentes, hay dos sistemas usados comúnmente, que se refieren a la secuencia en que se nombran: o En orden de complejidad creciente. o En orden alfabético
  12. 12. Ejemplo: ALQUENOS. Según la nomenclatura IUPAC. 1. Se debe elegir la cadena carbonada mas larga que incluya el doble enlace y nombrarla como derivada del alcano correspondiente cambiando la terminación ano por eno. 2. La cadena se nombra de tal forma que el primer carbono que soporta el doble enlace reciba el número mas bajo. 3. de acuerdo a la relación que existe entre los dobles enlaces, los alquenos se clasifican en: o alquenos conjugados: poseen enlaces dobles alternados con enlaces simples. o Alquenos acumulados: poseen enlaces dobles contínuos. o alquenos aislados : Poseen enlaces dobles separados entre sí por dos o más enlaces simples. ALQUINOS. 1. 1. Elegir cadena carbonada continua más larga que incluya el triple enlace y nombrarla como derivada del alcano correspondiente cambiando la terminación ano por ino. 2. 2. La cadena se enumera de tal forma que el primer carbono que soporta el triple enlace reciba él numero mas bajo. 3. 3. El enlace doble tiene precedencia sobre el enlace triple cuando ambos están presentes en una molécula 4. 4. Los radicales provenientes de los números alquinos se llaman grupos alquinilos. 5. 5. Muchos alquinos se nombran comúnmente como productos de sustitución del acetileno. CICLOALCANOS. Los ciclo alcanos tienen un anillo y responden a la formula general: CnH2n. Según la nomenclatura IUPAC: 1. Se nombra agregando el prefijo ciclo al nombre del n- alcano correspondiente de igual número de átomos de carbono que el anillo. 2. Los sustituyentes se enumeran de acuerdo a las posiciones que ocupan de tal manera que la suma de los números sea la misma. 3. Los grupos sustituyentes derivados de cicloalcanos por sustitución de un hidrógeno se nombran reemplazando la terminación ano del hidrocarburo por ilo. CICLOALQUENOS. Según la nomenclatura IUPAC: 1. Se nombran agregando el prefijo ciclo al nombre del alqueno correspondiente de igual número de átomos de carbono que el anillo. 2. Si existe más de un doble enlace, la numeración de ellos se realiza en tal forma que la suma de los números sea la misma. 3. Los sustituyentes se enumeran de acuerdo a las posiciones que ocupan en el anillo. Ejemplo: <
  13. 13. Metil - ciclohexeno Ciclo pentano Los hidrocarburos aromáticos son el benceno y aquellos compuestos aromáticos que se parecen al benceno en su conducta quimica . CONCLUSION.  El carbono elemental existe en dos formas alotrópicas cristalinas bien definidas: diamante y grafito.  La densidad fluctúa entre 2.25 g/cm³ (1.30 onzas/in³) para el grafito y 3.51 g/cm³ (2.03 onzas/in³) para el diamante.  El punto de fusión del grafito es de 3500ºC (6332ºF), el de ebullición extrapolado es de 4830ºC (8726ºF).  El carbono elemental es una sustancia inerte, insoluble en agua, ácidos y bases diluidos, así como disolventes orgánicos. A temperaturas elevadas se combina con el oxígeno para formar monóxido o dióxido de carbono. Con agentes oxidantes calientes, como ácido nítrico y nitrato de potasio, se obtiene ácido melítico C6(CO2H)6.  De los halógenos sólo el flúor reacciona con el carbono elemental  Un gran número de metales se combinan con el elemento a temperaturas elevadas para formar carburos.  Con el oxígeno forma tres compuestos gaseosos: monóxido de carbono, CO, dióxido de carbono, CO2, y subóxido de carbono, C3O2. Los dos primeros son los más importantes desde el punto de vista industrial.  El carbono y sus compuestos se encuentran distribuidos ampliamente en la naturaleza. Se estima que el carbono constituye 0.032% de la corteza terrestre. http://www2.udec.cl/quimles/organica/revista/carbono_y_estructuras.htm Resonancia (química La Resonancia (denominado también Mesomería) en química es una herramienta empleada (predominantemente en química orgánica) para representar ciertos tipos de estructuras moleculares. La resonancia molecular es un componente clave en la teoría del enlace covalente y su aparición crece cuando existen enlaces dobles o triples en la molécula, numerosos compuestos orgánicos presentan resonancia, como en el caso de los compuestos aromáticos. https://www.quimica.es/enciclopedia/Resonancia_%28qu%C3%ADmica%29.html Fuerzas intermoleculares Ana Zita Fernandes Doctora en Bioquímica Las fuerzas intermoleculares son las interacciones que existen entre moléculas, es decir, cómo se atraen o rechazan las moléculas cuando están juntas. Estas atracciones o repulsiones se producen entre cargas positivas y negativas que se forman dentro de cada molécula. Las fuerzas intermoleculares son importantes para mantener los estados de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso. Sin estas, todo existiría en forma de gas, sin contacto entre las moléculas. Por ejemplo, la fuerza intermolecular entre las moléculas de agua en el hielo es mayor que la presente entre moléculas de agua líquida. Estas fuerzas son más débiles que las fuerzas intramoleculares, como los enlaces iónicos y covalentes dentro de una molécula. Hay diversos tipos de fuerzas intermoleculares entre iones, moléculas polares y moléculas no polares, como se muestra a continuación:
  14. 14. Fuerzas ion-dipolo Son las interacciones que se producen entre los iones y moléculas polares. Esta es menor que la fuerza de atracción entre los iones. Gracias a las fuerzas ion-dipolo la sal de cocina se disuelve en agua. El cloruro de sodio (la sal de cocina) está formado por un ion positivo y un ion negativo. El agua es una molécula polar, donde el oxígeno atrae al ion positivo, mientras los hidrógenos atraen al ion negativo. El agua y los iones del cloruro y de sodio interactúan a través de fuerzas ión-dipolo. Fuerzas de Van der Waals Las fuerzas de Van der Waals agrupan las fuerzas de atracción y repulsión entre moléculas polares y no polares. Reciben este nombre por el científico holandés Johannes van der Waals, quien dedicó su vida a estudiar este tipo de interacciones. Entre las fuerzas de Van der Waals tenemos: Fuerzas dipolo-dipolo Se producen cuando dos o más moléculas polares interactúan. La polaridad de las moléculas y la distancia entre ellas contribuyen a la mayor fuerza entre dipolos. Un ejemplo de fuerza dipolo-dipolo lo tenemos entre moléculas de cloroformo. Este compuesto presenta un polo negativo y un polo positivo. El polo positivo de una molécula atrae el polo negativo de otra molécula. El cloroformo CHCl3 es una molécula dipolar con cargas parciales positivas y negativas que pueden establecer interacciones dipolo-dipolo. Fuerzas dipolo inducido Esta se produce cuando una molécula polar "induce" o provoca que se forme un dipolo en la molécula no polar. Por un instante, la molécula no polar se transforma en polar, con cargas positiva y negativa. Por ejemplo, el agua H2O (molécula polar) induce el movimiento de los electrones en el oxígeno O2 (molécula no polar) de manera que se produce un momento dipolar, donde los polos iguales se repelen y los polos opuestos se atraen.
  15. 15. Una molécula polar, como el agua, puede provocar la formación de un dipolo en una molécula no polar, como el oxígeno molecular. Fuerzas de dispersión de London Las fuerzas de London son las interacciones que se producen entre moléculas no polares o entre los gases nobles. Estas fuerzas depende de la facilidad con la cual la nube de electrones puede distorsionarse en una molécula. Reciben este nombre por el físico alemán-americano Fritz London, quien estableció la existencia de las fuerzas de dispersión entre los átomos de los gases nobles. Encontramos fuerzas de London entre las moléculas de aceite y otras grasas e hidrocarburos como la gasolina y el queroseno. La nube electrónica de una molécula de metilpentano favorece la formación de regiones ricas y regiones pobres en electrones que se atraen entre sí por las fuerzas de London. Enlace o puente de hidrógeno El puente de hidrógeno es una interacción que se produce entre un hidrógeno unido a un átomo electronegativo en una molécula y un átomo electronegativo en otra molécula. Los átomos electronegativos que favorecen el puente de hidrógeno son el nitrógeno, el oxígeno y el flúor. Esta es una de las fuerzas intermoleculares de mayor valor, aunque no tan fuerte como un enlace covalente. En el puente de hidrógeno no se comparten electrones. El enlace de hidrógeno se denota por una línea punteada: O-H... O. Por ejemplo, la molécula de etanol presenta un oxígeno unido a un átomo de hidrógeno. El oxígeno atrae con más facilidad los electrones, por lo que la molécula de etanol es polar, el hidrógeno queda casi desprovisto de electrones. Esto le otorga una carga parcial positiva al hidrógeno. Cuando una molécula de etanol se acerca a otra, el hidrógeno unido al oxígeno establece una interacción con los electrones no compartido del oxígeno del otro etanol, formando un puente de hidrógeno o un enlace de hidrógeno. Entre las moléculas de etanol se forman puentes de hidrógeno.
  16. 16. El puente de hidrógeno tiene una especial importancia en la estructura de las moléculas biológicas, como las proteínas y los ácidos nucleicos. Por ejemplo, cuando cocinamos un huevo, la clara se vuelve blanca porque la temperatura aumenta el movimiento de las moléculas que se mueven y rompen los puentes de hidrógeno de las proteínas. Cuando el agua hierve se rompen los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua, pero la molécula de agua no se altera. https://www.todamateria.com/fuerzas-intermoleculares/ ¿Qué son los ácidos y bases? Un ácido es aquella sustancia química capaz de ceder protones (H+) a otra sustancia química. Una base es aquella sustancia química capaz de captar protones (H+) de otra sustancia química. × Sin embargo, existen dos teorías fundamentales para explicar qué son los ácidos y las bases: la teoría de Arrhenius y la teoría de Brönsted-Lowry. Según la teoría de Arrhenius: Un ácido es aquella sustancia que cede protones (H+) en solución acuosa. Es decir, es una sustancia neutra, que cuando se disuelve en agua se disocia en sus iones según la siguiente reacción representativa: Por ejemplo: el ácido clorhídrico (HCl) Una base es aquella sustancia que cede iones OH– en solución acuosa. Por ejemplo: el hidróxido de sodio (NaOH) Esta teoría tiene sus limitaciones, pues según ella estos compuestos solo se definen en solución acuosa y no en otros medios. Además no explica compuestos como el amoníaco (NH3), que es una base, pero al no tener OH– en su composición, no cumple con la definición de base de Arrhenius. Por todo esto, se necesitaba una nueva teoría que explicara mejor los conceptos de ácido y base. Así que más tarde Brönsted y Lowry desarrollaron una nueva teoría, que incluye los principios de Arrhenius pero no solo está pensada en solución acuosa, y por tanto, es mucho más amplia. Según la teoría de Brönsted-Lowry:
  17. 17. Según esta teoría, un ácido es una sustancia química que es capaz de ceder protones (H+) a otra sustancia química y una base es aquella sustancia química que es capaz de captar protones (H+) de otra sustancia química. Según esta teoría una reacción ácido-base es un equilibrio que se puede expresar como: Donde HA se comporta como ácido, pues cede un protón H+ para quedarse como A–. Por otro lado, B se comporta como una base, pues capta un protón H+ para convertirse en HB+. Algunas sustancias pueden comportarse como ácidos y como bases al mismo tiempo y se dice que son anfóteras. Esto depende del medio en que se encuentren o con quien reaccionen. Un ejemplo de este tipo de sustancias es el agua: En la primera ecuación el agua capta un protón H+, comportándose como una base y convirtiéndose en H3O+. Mientras que en la ecuación (2), el agua cede un protón H+, comportándose como un ácido y convirtiéndose en OH–. Por lo visto en ambas teorías, ácidos y bases tienen diferentes proporciones de iones hidrógeno (H+). Esto determina su acidez (en caso de ácidos) o su alcalinidad o basicidad (en caso de bases). El pH es la magnitud que se utiliza para medir la acidez o la alcalinidad de una disolución, es decir, indica la concentración de iones hidrógeno presentes en esta.  Ácidos. Sustancias con pH de 0 a 6.  Neutros. Sustancia con pH 7 (el agua).  Bases / alcalinos. Sustancias con pH de 8 a 14. Cuanto menor sea el pH de una sustancia, mayor será su grado de acidez. Por ejemplo, el HCl puro tiene pH cercano a 0. Por otra parte, cuanto mayor sea el pH de una sustancia, mayor será su grado de alcalinidad. Por ejemplo, la soda caústica tiene pH igual a 14. Puede servirte: Química inorgánica Características de ácidos y bases Tanto ácidos como bases pueden existir como líquidos, sólidos o gases. Por otro lado, pueden existir como sustancias puras o diluidas, conservando muchas de sus propiedades. La diferencia de pH es el rasgo más notorio de cada uno. Cuando el valor de pH de un compuesto alcanza alguno de sus extremos, quiere decir que este compuesto es altamente peligroso para la mayoría de la materia, tanto orgánica, como inorgánica.
  18. 18. Los ácidos y las bases presentan características físicas diferentes: Ácidos  Presentan un sabor agrio (por ejemplo: ácido presente en diversos frutos cítricos).  Son altamente corrosivos, pueden generar quemaduras químicas en la piel o daños respiratorios si se inhalan sus gases.  Son buenos conductores de la electricidad en disoluciones acuosas.  Reaccionan con metales produciendo sales e hidrógeno.  Reaccionan con óxidos metálicos para formar sal y agua. Bases  Presentan un sabor amargo característico.  Son buenos conductores de la electricidad en disoluciones acuosas.  Son irritantes de la piel: disuelven la grasa cutánea y pueden destruir por su efecto cáustico la materia orgánica. Su respiración también es peligrosa.  Poseen tacto jabonoso.  Son solubles en agua. Ácidos y bases en la vida cotidiana El ácido de las baterías crea una sal al reaccionar con los metales. La presencia de los ácidos y las bases en nuestra vida diaria es abundante. Por ejemplo, en el interior de las baterías de nuestros aparatos electrónicos suele haber ácido sulfúrico. Por eso, cuando se estropean y se vierte su contenido dentro del aparato, reaccionan con el metal de los electrodos y crean una sal blancuzca. También hay ácidos suaves que manejamos a diario, como el ácido acético (vinagre), el ácido acetilsalicílico (aspirina), el ácido ascórbico (vitamina C), el ácido carbónico (presente en gaseosas carbonatadas), el ácido cítrico (presente en las frutas cítricas), o el ácido clorhídrico (el jugo gástrico que nuestro estómago segrega para disolver la comida). En cuanto a las bases, el bicarbonato de sodio es empleado para hornear, como desodorante y en diversos remedios contra la acidez estomacal. Otras bases de uso común son el carbonato de sodio (detergente), hipoclorito de sodio (cloro para limpiar), hidróxido de magnesio (laxante) y el hidróxido de calcio (la cal de construcción). Indicadores de ácidos y bases La forma de distinguir entre un compuesto ácido y uno básico es midiendo su valor de pH. En la actualidad existen numerosos métodos para medir el pH de una sustancia.  Usando indicadores ácido-base. Los indicadores son compuestos que cambian de color al cambiar el pH de la disolución en que se encuentren. Por ejemplo, la fenolftaleína es un líquido que toma color rosa si es añadido a una base y se torna incoloro si es añadido a un ácido. Otro ejemplo es el papel tornasol, que se sumerge en una disolución y si se torna rojo o anaranjado será una sustancia ácida y si se torna de un color oscuro será una solución básica.  Usando un potenciómetro o pH-metro. Existen equipos electrónicos que nos dan directamente el valor de pH de una solución. Reacción de neutralización La reacción de neutralización o (reacción ácido-base) es una reacción química que ocurre cuando se mezclan estos dos tipos de compuestos, obteniendo a cambio una sal y cierta cantidad de agua. Estas reacciones suelen ser exotérmicas (generan calor) y su nombre proviene del hecho de que las propiedades de ácido y de base se anulan.
  19. 19. Para clasificar las reacciones de neutralización, es importante conocer los tipos de ácidos y bases.  Ácido fuerte. Es un ácido que cuando está en solución acuosa se ioniza completamente, es decir, se transforma completamente en los iones que componen su molécula. Por ejemplo: HCl(ac), HBr(ac), H2SO4(ac).  Base fuerte. Es una base que cuando está en solución acuosa se ioniza completamente, es decir, se transforma completamente en los iones que componen su molécula. Por ejemplo: NaOH(ac), LiOH(ac), KOH(ac).  Ácido débil. Es un ácido que cuando está en solución acuosa se ioniza parcialmente, es decir, no se transforma completamente en los iones que componen su molécula. Por tanto, la concentración de iones en solución de este tipo de ácido es menor que en uno fuerte. Por ejemplo: el ácido cítrico, el ácido carbónico (H2CO3)  Base débil. Es una base que cuando está en solución acuosa se ioniza parcialmente. Es decir, NO se transforma completamente en los iones que componen su molécula. Por tanto, la concentración de iones en solución de este tipo de base es menor que en una fuerte. Por ejemplo: amoníaco (NH3), hidróxido de amonio (NH4OH) Las reacciones de neutralización pueden darse de cuatro formas, dependiendo de las propiedades de sus reactivos:  Un ácido fuerte y una base fuerte. El reactivo más abundante quedará en disolución respecto del otro. El pH de la disolución resultante dependerá de cuál reactivo esté en mayor proporción.  Un ácido débil y una base fuerte. Se obtendrá una disolución de pH básico, la base permanecerá en la disolución.  Un ácido fuerte y una base débil. Se neutraliza el ácido y permanecerá una proporción ácida en disolución, dependiendo del grado de concentración del ácido. El pH de la disolución resultante es ácido.  Un ácido débil y una base débil. El resultado será ácido o básico dependiendo de las concentraciones de sus reactivos. Ejemplos de ácidos y bases Ácidos   Ácido clorhídrico (HCl)  Ácido sulfúrico (H2SO4)  Ácido nítrico (HNO3)  Ácido perclórico (HClO4)  Ácido fórmico (CH2O2)
  20. 20.  Ácido brómico (HBrO3)  Ácido bórico (H3BO3)  Ácido acético (C2H4O2) Bases  Soda cáustica (NaOH)  Hidróxido de calcio (Ca(OH)2)  Amoníaco (NH3)  Bicarbonato de sodio (NaHCO3)  Hidróxido de potasio (KOH)  Hipoclorito de sodio (NaClO)  Fluoruro de calcio (CaF2)  Hidróxido de bario (Ba[OH]2)  Hidróxido de hierro (III) (Fe[OH]3) https://concepto.de/acidos-y-bases/ Vibraciones Moleculares 15 de abril de 2011 Publicado por Mónica González Las vibraciones moleculares son estudiadas a partir de la espectroscopía. Existen varios métodos de análisis espectroscópico, siendo que el más conocido es la espectroscopía por infrarrojo. El objetivo casi siempre es el mismo, descubrir las ‘‘firmas’’ o ‘‘huellas digitales’’ que cada substancia o molécula emite cuando interactúa con la luz. Por medio de la espectroscopia es posible reconocer la presencia de una determinada molécula a trabes del pico de intensidad de su frecuencia de vibración, que depende de las masas y de las fuerzas que están interactuando entre los átomos de una molécula. Los movimientos vibratorios de las moléculas se pueden clasificar en tres tipos: a) modo de extensión, que corresponde a la variación de la distancia entre los átomos; b) modo de flexión, que corresponde a la variación del ángulo formado por dos enlaces sobre un mismo átomo y; c) modo de torsión, que corresponde al giro relativo de dos grupos de átomos sobre un enlace Como interactua la luz con las vibraciones moleculares Vamos a utilizar el método usual de representar esquemáticamente las energías de los estados de vibración con un diagrama de niveles. Cada energía posible para la vibración de una molécula será representada por un guión ( __ ), ordenados según los valores crecientes de la energía, como vimos en el caso del electrón en el átomo de Bohr.
  21. 21. Para simplificar nuestra descripción, supondremos que cada modo normal de vibración sólo tiene dos estados (y niveles de energía) posibles. Lo más bajo corresponde simplemente a una molécula parada, sin vibrar, luego, con energía E0 = 0. Este es el llamado estado fundamental de la vibración molecular. El otro nivel corresponde a la energía E1 que la molécula tiene cuando esta vibrando en uno de sus modos normales. Por lo tanto, para persuadir una molécula que esta parada a vibrar con ese modo normal, es necesario aplicarle una energía E1. Esto significa ‘‘excitar’’ a la molécula, y ahí ese estado se llamara estado excitado. Un fotón incidiendo sobre la molécula puede hacer ese trabajo por usted. Basta que el tenga energía Ef igual a la diferencia de energía entre los niveles excitado y fundamental. Esto es, Ef = E1 En este caso, el foton puede ser tragado por la molécula y desaparecer. Decimos que el foton fue absorbido. Las vibraciones moleculares acostumbran absorber fotones que pertenecen a la región Infra-roja del espectro. Ahora, veamos que sucede en la dispersión Raman. En este caso, el foton incidente tiene una energía Ef mucho mayor que la energía E1 del modo normal. Al incidir sobre la molécula, el fotón la puede excitar hasta un estado cuya energía EV es mucho mayor que la energía E1 del modo de vibración. En general, esta excitación es electrónica, del tipo de aquellas que encontramos en el caso del átomo de Bohr. Pero, estos estados excitados son muy inestables y la molécula rápidamente cae para estados de menor energía. La molécula puede, por ejemplo, volver al estado fundamental (0), volviendo a emitir un foton con la misma energía del foton incidente, en una dirección que puede ser diferente de la dirección que tenía antes. Para todos los efectos, el foton incidente fue simplemente dispersado, sin perder nada de su energía inicial. Esa es la dispersión Rayleigh, como ya vimos. La gran mayoría de los fotones que inciden sobre la molécula de esa forma.
  22. 22. Sin embargo, en algunos casos, la molécula no vuelve al estado fundamental. Después de decaer, queda en el estado vibracional (1), con energía (E1). En este caso, el foton que es reemitido en cualquier dirección, tiene su energía disminuida hacia Ef – E1. La molécula y su vibración roban un poco de energía del foton. Este es un tipo de dispersión Raman. Pero existe otra posibilidad. La molécula puede ya estar vibrando con energía E1, cuando el foton incide sobre ella, llevándola a una energía mucho más alta EV´. De ese estado V´ la molécula decae, pero ahora para el estado fundamental (0), En el proceso, un foton de energía Ef + E1 es emitido. Ahora, fue el foton quien robó un poco de energía de la molécula, por lo tanto el proceso Raman puede producir foton con energía mayor o menor que la energía del foton incidente. Cuando la energía del foton disminuye generando una vibración de la molécula, el proceso es llamado de Stokes, por razones históricas. En otro caso, en el que la energía del foton aumenta robando energía de vibración de la molécula, el proceso es llamado anti Stokes. Quién hace que las moléculas vibren aún antes de recibir la luz, es la agitación térmica. El ambiente donde está la muestra cambio de calor (energía) con las moléculas, excitando algunas de ellas a sus modos normales de vibración. Son esas que pueden producir la dispersión Raman anti Stokes. Normalmente en una muestra la temperatura ambiente, el número de moléculas que están en estado municipal es mucho mayor que el de moléculas ya excitadas térmicamente. Por lo tanto el número de procesos del tipo Stokes es mayor que el número de procesos anti Stokes. Más adelante vamos a ver que tipo de vibración puede generar una dispersión Raman y que tipo no puede hacerlo. Eso nos llevará hacia las intimidades de la interacción entre luz y materia. https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/vibraciones-moleculares
  23. 23. Espectroscopía: la interacción de la luz y la materia Cómo podemos usar la radiación UV-Vis y la radiación IR para determinar la estructura química y la concentración de soluciones. Google ClassroomFacebookTwitter Correo electrónico Introducción a la espectroscopía Los químicos estudian cómo diferentes formas de radiación electromagnética interactúan con átomos y moléculas. Llamamos a esta interacción espectroscopía. Así como hay varias clases de radiación electromagnética, hay varios tipos de espectroscopía, que dependen de la frecuencia de la luz que usemos. Comenzaremos nuestra discusión al considerar la espectroscopía UV-Vis —es decir, lo que ocurre dentro de los átomos y las moléculas cuando fotones en el rango UV y visible del espectro (longitudes de onda de alrededor de 10- 700text{ nm}10−700 nm10, minus, 700, start text, space, n, m, end text) son emitidos o absorbidos—. Espectroscopía UV-Vis Hemos mencionado cómo los átomos y las moléculas pueden absorber fotones, y por consiguiente sus energías. Dependiendo de la energía del fotón absorbido o emitido, diferentes fenómenos pueden ocurrir. Comenzaremos por considerar el caso más simple, en el que un átomo de hidrógeno absorbe luz en la región visible o en la región UV del espectro electromagnético. Cuando un átomo absorbe un fotón UV o un fotón de luz visible, la energía de ese fotón puede excitar uno de los electrones del átomo de tal forma que alcance un nivel de energía mayor. Este movimiento del electrón, de un menor nivel de energía a uno mayor, o de regreso de un nivel mayor de energía a uno menor, se conoce como transición. Para que ocurra una transición, la energía del fotón absorbido debe ser mayor o igual que la diferencia de energía entre los 222 niveles. Sin embargo, una vez que el electrón es excitado y alcanza un mayor nivel de energía, está en una posición más inestable que en la que estaba cuando se hallaba relajado en su estado base. Así, el electrón rápidamente caerá al estado de menor energía y, al hacerlo, emitirá un fotón con la misma energía que la diferencia entre los niveles energéticos (para ayudarte a visualizar todo esto, este video de Youtube (en inglés) aborda un excelente ejemplo: https://www.youtube.com/watch?v=4jyfi28i928). Las transiciones de niveles de energía mayores al segundo nivel de energía para el átomo de hidrógeno se conocen como líneas de Balmer. Mientras mayor sea la distancia entre niveles de energía, mayor será la frecuencia del fotón emitido por el electrón conforme cae a un estado de menor energía. Los electrones excitados que caen de niveles de energía más altos al 2.^{text{o}}2.o2, point, start superscript, start text, o, end text, end superscript nivel de energía en un átomo de hidrógeno emiten fotones de diferentes frecuencias, y por lo tanto diferentes colores de luz
  24. 24. En el diagrama que se muestra a continuación, tenemos una representación simplificada de algunas de las posibles transiciones de niveles de energía para el átomo de hidrógeno. Observa que mientras más grande es la transición entre niveles de energía, más energía es absorbida o emitida. Por lo tanto, los fotones de mayor frecuencia están asociados con transiciones de mayor energía. Por ejemplo, cuando un electrón cae del tercer nivel de energía al segundo, emite un fotón de luz roja (con una longitud de onda de alrededor de 700text { nm}700 nm700, start text, space, n, m, end text); sin embargo, cuando un electrón cae del sexto nivel de energía al segundo (una transición mucho más grande), emite un fotón de luz violeta (con una longitud de onda de alrededor de 400text{ nm}400 nm400, start text, space, n, m, end text), que es mayor en frecuencia (y por lo tanto en energía) que la luz roja. Las transiciones de energía para los electrones de cada elemento son únicas, y distintas unas de otras. Por lo tanto, al examinar los colores de la luz emitida por un átomo particular, podemos identificar ese elemento basados en su espectro de emisión. La siguiente figura muestra ejemplos de espectros de emisión para algunos elementos comunes: Espectros de emisión para los átomos de H, He, N, O, Ar, Ne, Xe y Hg. Los espectros atómicos de emisión para varios elementos. Cada banda delgada en cada espectro corresponde a una sola transición única entre niveles de energía en un átomo. Imagen tomada del Rochester Institute of Technology (Instituto de Tecnología de Rochester), CC BY- NC-SA 2.0 Ya que cada espectro de emisión es único para cada elemento, podemos pensar en cada uno de estos espectros como su "huella digital". Las bandas delgadas indican las longitudes de onda particulares de luz emitida cuando los electrones de cada elemento caen de un estado excitado a uno de menor energía. Los científicos son capaces de aislar estas distintas longitudes de onda con un prisma, que separa las diferentes longitudes de onda por medio de refracción. Sin embargo, sin un prisma, no observamos las distintas longitudes de onda una a la vez, sino todas mezcladas. Aun así, el color emitido por cada elemento es bastante característico, lo que a menudo es útil en el laboratorio. En el laboratorio, frecuentemente podemos distinguir elementos utilizando la prueba de la llama. La siguiente fotografía muestra la característica llama verde que aparece cuando se quema cobre o se queman sales que contienen cobre (ten en mente que es la energía térmica —una clase de radiación electromagnética— la que es capaz de excitar los electrones de cada átomo). Un trozo de metal de cobre expide una llama verde cuando lo exponemos a una flama.
  25. 25. Debido a las transiciones electrónicas exclusivas de cada átomo de cobre, el metal expide una característica flama verde cuando se quema. Imagen tomada de Wikipedia, CC BY-SA 3.0 Si estamos examinando una muestra en el laboratorio cuya composición es desconocida, siempre podemos usar la prueba de la llama y sacar conclusiones con base en el color de la llama que observamos (para más información sobre el uso de este tipo de pruebas, revisa este video (en inglés): https://www.youtube.com/watch?v=9oYF-HxtoYg). Espectroscopía infrarroja (IR): vibraciones moleculares Hasta ahora hemos hablado de transiciones electrónicas, que ocurren cuando fotones en el rango UV-Visible del espectro son absorbidos por átomos. Sin embargo, la radiación de menor energía en la región infrarroja (IR) del espectro también puede producir cambios dentro de átomos y moléculas. Este tipo de radiación no suele ser lo suficientemente energética para excitar electrones, pero sí para provocar que los enlaces químicos entre moléculas vibren de distintas maneras. Así como la energía necesaria para excitar un electrón de un átomo particular es fija, la energía requerida para cambiar la vibración de un enlace químico particular también es fija. Al usar equipo especial en el laboratorio, los químicos pueden observar el espectro de absorción IR para una molécula particular y utilizarlo para determinar qué tipos de enlaces químicos están presentes en dicha molécula. Por ejemplo, un químico puede deducir de un espectro IR que una molécula cuenta con enlaces simples de carbono-carbono, enlaces dobles de carbono-carbono, enlaces simples de carbono- nitrógeno y enlaces dobles de carbono-oxígeno, por nombrar algunos. Puesto que cada uno de estos enlaces es diferente, vibrará de forma distinta, y absorberá radiación IR de diferentes longitudes de onda. Así, al estudiar un espectro de absorción IR, un químico puede hacer deducciones importantes sobre la estructura química de una molécula. Espectrofotometría: la ley de Beer-Lambert La última clase de espectroscopía que consideraremos es aquella que se utiliza para determinar la concentración de soluciones que contienen compuestos coloreados. Si alguna vez pusiste colorante para alimento en el agua, entonces ya sabes que mientras más colorante añades, más oscura y coloreada se vuelve tu solución. Las soluciones de permanganato de potasio muestran un intenso y característico color morado. Mientras mayor es la concentración de (text{KMnO}_4)(KMnO4)left parenthesis, start text, K, M, n, O, end text, start subscript, 4, end subscript, right parenthesis, más oscura es la solución y mayor es su absorbancia. Soluciones de permanganato de potasio (text{KMnO}_4)(KMnO4)left parenthesis, start text, K, M, n, O, end text, start subscript, 4, end subscript, right parenthesis con distintas concentraciones. Mientras más concentrada está la solución, más oscura es y mayor es su absorbancia. Imagen tomada de Flickr, CC BY 2.0
  26. 26. Cuando una solución se oscurece, significa que está absorbiendo más luz visible. Una de las técnicas analíticas que se utilizan comúnmente en la química es colocar la solución de concentración desconocida en un espectrofotómetro, un aparato que mide la absorbancia de la solución. La absorbancia se mide del 000 al 111, donde cero significa que la luz pasa totalmente a través de la solución y 111que no pasa luz a través de ella (es completamente opaca). La absorbancia se relaciona con la concentración de la especie coloreada en la solución por medio de la ley de Beer-Lambert, que es: A=epsilon lcA=ϵlcA, equals, epsilon, l, c Donde AAA es la absorbancia (una cantidad adimensional), epsilonϵepsilon es la constante molar de absortividad (una constante única de cada compuesto, dada en unidades de text{M}^{-1}text{cm}^{-1}M−1cm−1start text, M, end text, start superscript, minus, 1, end superscript, start text, c, m, end text, start superscript, minus, 1, end superscript), lll es la longitud que debe atravesar la luz en el contenedor (en text{cm}cmstart text, c, m, end text) y ccc es la concentración molar del absorbente Big(text{M}(Mleft parenthesis, start text, M, end text, o dfrac{text{mol}}{text{L}}Big)Lmol)start fraction, start text, m, o, l, end text, divided by, start text, L, end text, end fraction, right parenthesis. Ejemplo: usar la ley de Beer-Lambert para encontrar la concentración de una solución Colocamos una solución de sulfato de cobre (II) de concentración desconocida en un espectrofotómetro. Un estudiante encuentra que la absorbancia es 0.4620.4620, point, 462. La constante de absortividad del sulfato de cobre (II) es 2.81text{ M}^{-1}text{cm}^{- 1}2.81 M−1cm−12, point, 81, start text, space, M, end text, start superscript, minus, 1, end superscript, start text, c, m, end text, start superscript, minus, 1, end superscript, y la longitud que debe atravesar la luz en el contenedor es de 1.00text{ cm}1.00 cm1, point, 00, start text, space, c, m, end text. ¿Cuál es la concentración de la solución? Primero, aplicamos la ley de Beer-Lambert. A=epsilon lcA=ϵlcA, equals, epsilon, l, c Después, rearreglamos la ecuación para despejar la concentración, ccc. c=dfrac{A}{epsilon l}c=ϵlAc, equals, start fraction, A, divided by, epsilon, l, end fraction Por último, sustituimos nuestros valores y determinamos ccc. c=dfrac{0.462}{(2.81text{ M}^{-1}cancel{text{cm}^{-1}})times (1.00cancel{text{ cm}})}=0.164text{ M}c=(2.81 M−1cm−1)×(1.00 cm)0.462=0.164 Mc, equals, start fraction, 0, point, 462, divided by, left parenthesis, 2, point, 81, start text, space, M, end text, start superscript, minus, 1, end superscript, start cancel, start text, c, m, end text, start superscript, minus, 1, end superscript, end cancel, right parenthesis, times, left parenthesis, 1, point, 00, start cancel, start text, space, c, m, end text, end cancel, right parenthesis, end fraction, equals, 0, point, 164, start text, space, M, end text
  27. 27. Conclusión Los fotones cargan cantidades discretas de energía llamadas cuantos, que pueden transferir a átomos y moléculas cuando son absorbidos. Dependiendo de la frecuencia de la radiación electromagnética, los químicos pueden explorar diferentes partes de la estructura de un átomo o de una molécula con distintos tipos de espectroscopía. Los fotones en los rangos UV y visible del espectro electromagnético pueden tener suficiente energía para excitar electrones. Una vez que estos electrones se relajan, emiten fotones, y el átomo o molécula emite luz visible con frecuencias específicas. Podemos usar estos espectros atómicos de emisión (a menudo informalmente usando la prueba de la llama) para obtener información sobre la estructura electrónica y la identidad de un elemento. Los átomos y las moléculas también pueden absorber y emitir frecuencias más bajas de radiación IR. El espectro de absorción IR es útil para los químicos, pues exhibe la estructura química de una molécula y los tipos de enlaces que contiene. Por último, por medio de la ley de Beer-Lambert, también podemos usar la espectroscopía en un laboratorio para determinar las concentraciones de soluciones desconocidas. https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry/electronic-structure-of-atoms-ap/bohr-model-hydrogen-ap/a/spectroscopy-interaction-of- light-and-matter https://www.upo.es/depa/webdex/quimfis/docencia/quimbiotec/Nomenclatura_organica.pdf

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